Question

【題目】弱電解質在水溶液中的電離狀況可以進行定量計算和推測。

（1）25℃時兩種酸的電離平衡常數如表所示。

①25℃時，0.100 mol·L－1的NaA溶液中H＋、OH－、Na＋、A－、HA的物質的量濃度由大到小的順序是： _______ 。pH＝8的 NaA溶液中由水電離出的c（OH－）＝ _______ mol·L－1。

②25℃時，0.100 mol·L－1的NaHB溶液pH _______ 7，理由是 _______ 。

③25℃時，向0.100 mol·L－1的Na2B溶液中滴加足量0.100 mol·L－1的HA溶液，反應的離子方程式為_______ 。

（2）已知25℃時，向0.100 mol·L－1的H3PO4溶液中滴加NaOH溶液，各含磷微粒的物質的量分數隨pH變化的關系如圖所示。

①25℃，pH＝3時溶液中c（H3PO4）∶c（H2PO）＝_______ 。

②當溶液pH由11到14時，所發生反應的離子方程式為：_______ 。

Answer 1

【答案】Na+、A－、OH－、HA、H+ 10－6 < HB－的電離程度大于其水解程度 HA＋B2－＝A－＋HB－ 1∶10（或0.1） HPO42-＋OH－＝PO43-＋H2O

【解析】

(1)根據題給數據可知，HA、H2B是弱酸，由于Ka1(H2 B)＞Ka1(HA)＞Ka2(H2B)，所以，酸性強弱關系為：H2 B＞HA＞HB-。

(2)分析圖可知，向0.100 mol·L-1的H3PO4溶液中滴加NaOH溶液，H3PO4的含量逐漸下降，H2PO4-先增大后減小，HPO42-也是先增大后減小，PO43-一直增大；pH=2時，H3PO4和H2PO4-含量相等，pH=7.1時，H2PO4-和HPO42-含量相等， pH=12.2時，HPO42-和PO43-含量相等，這些信息可用于電離常數的計算。可在此基礎上解各小題。

(1)①根據題意可知，HA是弱酸，所以A-會水解：A-+H2OHA+OH-，使溶液顯堿性，但水解微弱；加上其它的水的電離，有c(OH-)＞c(HA)，所以各粒子物質的量濃度由大到小的順序是：Na+、A-、OH-、HA、H+；NaA溶液中的c(OH-)均由水電離，所以，溶液中由水電離出的c(OH-)=10-14-10-8。答案為：Na+、A-、OH-、HA、H+；10-6；

②Ka1(H2B)×Ka2(H2B)=10-2×10-6=10-8＞Kw，所以，HB-的電離程度大于其水解程度，NaHB溶液顯酸性，pH＜7。答案為：＜；HB-的電離程度大于其水解程度；

③根據分析可知，酸性強弱關系為：H2B＞HA＞HB-。根據強酸制弱酸的規律，HA和Na2B溶液能反應生成HB-，但不能生成H2B，所以反應為：HA+B2-＝A-+HB-。答案為：HA+B2-＝A-+HB-；

(2)①根據分析可知，pH=2時，H3PO4和H2PO4-含量相等，則Ka1(H3PO4)= =c(H+)=10-2，則pH＝3時有：10-2=，c(H3PO4)∶c(H2PO4-)=1∶10；

②由圖可知，當溶液pH由11到14時，所發生的變化主要是HPO42-→PO43-，所以該反應的離子方程式為：HPO42-+OH-＝PO43-+H2O，答案為：HPO42-+OH-＝PO43-+H2O。